Química Geral Estrutura eletrônica e tabela periódica Prof.: Sandro J. Greco

Tabela periTabela perióódicadica

Os blocos da tabela periódica são nomeados segundo o último orbital que é ocupado de acordo com o princípio da construção. Os períodos são numerados de acordo com o número quântico principal da camada de valência.

A periodicidade das propriedades dos A periodicidade das propriedades dos áátomostomos

Os blocos s e p são os elementos representativos da tabela periódica. As configurações eletrônicas semelhantes dos elementos do mesmo grupo principal são a causa das propriedades semelhantes desses elementos. O número do grupo diz quantos elétrons estão presentes na camada de valência;

Cada novo período corresponde à ocupação da camada com o número quântico principal mais alto do que o anterior. Essa correspondência explica as diferenças de tamanho dos períodos;

Os elementos do bloco f possuem propriedades químicas muito semelhantes, porque sua configuração eletrônica difere somente na população dos orbitais f internos e estes elétrons participam pouco da formação de ligação.

Carga nuclear efetiva (ZCarga nuclear efetiva (Zefef))

Zef = Z– σ onde:Z = carga nuclear real (no atômico)

σ é o efeito de blindagem

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Raio atômicoRaio atômicoRaio atômico de um elemento é definido como sendo a metade

da distância entre os centros de átomos vizinhos.

Se o elemento é um metal, o raio atômico é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra sólida;

Se o elemento é um não metal ou um metalóide, usa-se a distância entre os núcleos de átomos unidos por uma ligação química – raio covalente;

Se o elemento é um gás nobre usa-se o raio de Van der Waals, que é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra do gás sólido;

O raio de Van der Waals é sempre muito maior do que o raio covalente.

Periodicidade do raio atômicoPeriodicidade do raio atômico

Os raios atômicos geralmente decrescem da esquerda para a direita em cada período devido ao aumento da carga nuclear efetiva, e crescem em cada grupo quando camadas sucessivas são ocupadas.

Raio iônicoRaio iônico

Raio iônico de um elemento é a sua parte da distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. Em outras palavras, a distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos.

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Tendências de periodicidade dos raios iônicosTendências de periodicidade dos raios iônicos

Os raios iônicos geralmente crescem com o valor de n em um grupoe decrescem da esquerda para a direita em um período. Os cátions são menores e os ânions são maiores do que os átomos originais.

Os cátions são menores o que os átomos originais pois para formá-lo, os átomos perdem um ou mais elétrons expondo o seu caroço menor. Já o ânion é maior devido ao aumento da repulsão eletrônica.

Energia de ionizaEnergia de ionizaçção (I)ão (I)

É a energia necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa.

X(g) X+(g) + e-(g) I = E(X+) – E(X)

Cu(g) Cu+(g) + e-(g) I 1= 8,14 eV, 785 kJ . Mol-1

Cu+(g) Cu2+(g) + e-(g) I 2= 20,26 eV, 1995 kJ . Mol-1

I1 < I2 < I3 …

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A primeira energia de ionização geralmente decresce em um grupo. Com poucas exceções a primeira energia de ionização aumenta da esquerda para a direita no período e cai para valores mais baixos no início do período seguinte.

• O elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo. À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso.

• Geralmente a energia de ionização aumenda ao longo do período. Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente, fica mais difícil remover um elétron.

• Existem duas exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p.

ExceExceçções da energia de ionizaões da energia de ionizaççãoão

• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Conseqüentemente, a formação de s2p0 se torna mais favorável.

• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando esse elétron éremovido, a configuração s2p3 resultante é mais estável do que a configuração inicial s2p4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização.

ConfiguraConfiguraçções eletrônicas de ões eletrônicas de ííonsons

• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, n:

Li (1s2 2s1) → Li+ (1s2) Fe ([Ar]3d6 4s2) → Fe3+ ([Ar]3d5)

•Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível:

F (1s2 2s2 2p5) → F- (1s2 2s2 2p6)

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Afinidade Eletrônica EAfinidade Eletrônica Eaeae

A afinidade eletrônica de um elemento é a energia liberada quando um elétron se liga a um átomo na fase gasosa .

X(g) + e-(g) → X- (g) Eae= E(X) – E(X-)

Cl(g) + e-(g) → Cl- (g) Eae= 3,62 eV, 349 kJ . Mol-1

A afinidade eletrônica é muito menos periódica do que o raio atômico e a energia de ionização. Entretanto, uma tendência éclaramente visível, as afinidades eletrônicas são maiores na parte superior direita da tabela periódica

Cuidado!!!! Os valores positivos da afinidade eletrônica dizem que após a adição do elétron a energia é liberada. Para valores positivos, faz-se necessário energia para adicionar o elétron ao elemento. Em alguns livros esses sinais são invertidos, pois referem-se a valores de entalpia.

Efeito do par inerteEfeito do par inerte

Efeito do par inerte é a tendência a íons com carga duas unidades mais baixa do que a esperada para o número do grupo .

Grupo 13/III – Al → Al+3, In → In3+ e In+

Grupo 14/IV – Sn → Sn4+, Pb → Pb+2

O efeito do par inerte é devido, em parte, às energias relativas dos elétrons de valência s e p. Nos períodos mais tardios da tabela periódica, os elétrons de valência s tem energia muito baixa por causa da sua boa penetração e da baixa capacidade de blindagem dos elétrons d. Portanto eles podem permanecer ligados ao átomo durante o processo de ionização.

Al – [Ne]3s2 3p1, In – [Kr]4d10 5s2 5p1

Sn – [Kr]4d105s25p2, Pb – [Xe]4f145d106s26p1

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RelaRelaçções diagonaisões diagonais

As relações diagonais são semelhanças de propriedades entre vizinhos diagonais nos grupos principais da tabela periódica.

A relação diagonal deve-se em parte às características de raio atômico e energia de ionização desses elementos.

Exemplo de relaExemplo de relaçção diagonalão diagonal

O boro (acima) e o silício (abaixo), possuem uma relação diagonal. Ambos são sólidos brilhantes, com alto ponto de fusão. Possuem ainda várias semelhanças químicas.

Elementos dos grupos principaisElementos dos grupos principais

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CaracterCaracteríísticas dos metais e nãosticas dos metais e não--metaismetais

Metais alcalinos são macios, reativos e tem cor prateada. Uma superfície recentemente cortada cobre-se rapidamente com o óxido correspondente.

Elementos do grupo 14/IV. Da esquerda para a direita: carbono (como grafita), silício, germânio, estanho e chumbo.

Os elementos do bloco p, localizados a esquerda, principalmente os mais pesados, possuem energias de ionização baixas o suficiente, para que eles tenham algumas propriedades metálicas dos elementos do bloco s. Contudo, suas energias de ionização são muito mais elevadas por isso são menos reativos do que os elementos do bloco s.

Elementos do grupo 16/VI. Da esquerda para a direita: Oxigênio, enxofre, selênio e telúrio. Observe a tendência de não-metal a metalóideOs elementos do bloco p, localizados a direita tem afinidades

eletrônicas caracteristicamente altas: tendem a ganhar elétrons para completar camada. Exceto os metalóides Te e Po, os membros dos grupos 16/VI e 17/VII são não metais. Eles formam compostos moleculares entre si e reagem com metais para formar ânions em compostos iônicos.

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Metais de transiMetais de transiççãoão

Todos os elementos do bloco d são metais com características intermediárias entre os elementos do bloco s e p;

Como os metais de transição de um mesmo período diferem principalmente no número de elétrons d, e estão em camadas internas, sua propriedades são muito semelhantes;

A maior parte dos metais do bloco d ao perderem elétrons para formar cátions o fazem no subnível s externo, entretanto, formam íons com diferentes estados de oxidação;

A disponibilidade dos orbitais d dos metais de transição é em grande parte responsável pela utilização desses elementos como catalisadores na indústria química.e a semelhança do raio atômico.

Elementos na primeira linha do bloco d: Acima (da esquerda para a direita): escândio, titânio, vanádio, cromo e manganês. Abaixo: ferro, cobalto, níquel, cobre e zinco.